离子键离子晶体

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第二章离子键和离子晶体

Cu，NaCl
Sn，SnO2 I2，HgCl2 Bi，Al2O3 Mg，AgI
S，KClO3
CuSO4·5H2O
几种典型的离子晶体结构
1. 氯化钠结构
面心立方晶格正、负离子配位数为6 正、负离子半径介于0.414 0.732 实例: KI , LiF, NaBr, MgO, CaS
所有碱金属卤化物（除CsCl，CsBr和CsI外），碱土金属氧化物和硫族化物，卤化物(除AgBr外）均具有氯化钠型的结构
第二章离子键和离子晶体
晶体中原子的结合从两个方面来认识:
第一，从原子形成晶体时的能量效应来考虑，多个原子结合成分子以至形成晶体的根本原因在于，原子结合起来后体系具有更低的能量，体系趋于稳定；
第二，从晶体中原子的空间配置即晶体的几何构型来考虑
离子键：由正负离子之间的静电引力而形成的化学结合力。一、离子键理论 1、离子键的形成和特征成键两步骤：形成正负离子和成键。

nB r n1
0
B

Z
Z

e2
r n1 0
n
Z Z e2
1
E
(1 )
r0
n
即表示一对正、负离子处于平衡位置时相互作用的势能
许多对Na+和Cl-离子互相结合成NaCl晶体点阵时的情况：
U NZ Z e2 (1 1 )( 6 12 8 6 24 ......) n r0 2r0 3r0 4r0 5r0
95 181 95 181
点阵能
定义：由1mol气态的Mz+和Xz-离子生成 1molMX晶体时，释放出的总能量，它是离
子键强弱的重要标志，用符号U 表示。

高中化学专题3 第2单元离子键离子晶体教案苏教版选修3

第二单元离子键离子晶体[核心素养发展目标] 1.理解离子键的本质，能结合离子键的本质和晶格能解释离子晶体的性质，促进宏观辨识与微观探析学科核心素养的发展。

2.认识常见离子晶体的结构模型，理解离子晶体的结构特点，预测其性质，强化证据推理与模型认知的学科核心素养。

一、离子键的形成1．形成过程2．特征阴、阳离子球形对称，电荷分布也是球形对称，它们在空间各个方向上的静电作用相同，在各个方向上一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无方向性和饱和性。

(1)离子键的实质是“静电作用”。

这种静电作用不仅是静电引力，而是指阴、阳离子之间静电吸引力与电子与电子之间、原子核与原子核之间的排斥力处于平衡时的总效应。

(2)成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别很大，电负性差值大于1.7。

(3)离子键的存在只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。

例1具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是( )A．1s22s22p2B．1s22s22p5C．1s22s22p63s2D．1s22s22p63s1答案 A解析形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素，A为C元素，B为F元素，C为Mg元素，D为Na元素，则只有A项碳元素既难失电子，又难得电子，不易形成离子键。

例2下列关于离子键的说法中错误的是( )A．离子键没有方向性和饱和性B．非金属元素组成的物质也可以含离子键C．形成离子键时离子间的静电作用包括静电吸引和静电排斥D．因为离子键无饱和性，故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子解析活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键，但由非金属元素组成的物质也可含离子键，如铵盐，B项正确；离子键无饱和性，体现在一种离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子，但也不是任意的，因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响，D项错误。

离子键和离子晶体

离子晶体的物理性质：
具有较高的熔、沸点；
硬而脆；在熔融状态或形成水溶液能导电
2.晶格能
定义：拆开1mol离子晶体使之形成气态的阴阳离子所吸收的能量.
晶格能 q1 q2 r
影响因素：
（1）阴、阳离子所带电荷的越多晶格能越大。（2）阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。
q1 q2 晶格能 2 r
强碱（如 NaOH、KOH等）
活泼金属氧化物（如 MgO、Na2O等）
一.离子键
5.离子键强弱的判断：离子电荷和离子半径离子半径越小、离子间距大，离子带电荷越多，离子键就越强。离子键越强，破坏它所需能量就越大。
二：离子晶体
1、定义：离子间通过离子键结合成的晶体
思考
离子晶体是由阴、阳离子依靠离子键按一定规则紧密堆积而成，那么离子晶体的这种结构决定了它具有怎样的性质？
萤石
CaF2
重晶石
BaSO4
食盐 NaCl
石膏
CaSO4· 2O 2H
氯化钠晶体的堆积方式
NaCl
晶体的微观结构
思考：氯化钠晶体中钠离子和氯离子分别处于晶胞的什么位置？顶点和面心是钠离子棱上和体心是氯离子
NaCl的晶体结构模型
---Cl-
--- Na+
NaCl晶体中离子的配位数
---Cl返回原处
CsCl晶体中离子的配位数
（1）每个晶胞含铯离子、氯离子的个数？ 1个，1个
（2）在每个Cl-周围距离相等且最近的Cs+ 共有 8个；这几个Cs＋在空间构成的几何构型。
（2）在氯化铯晶体中，每个Cs+周围与之最接近且距离相等的Cl-共有 8个；这几个 Cl-在空间构成的几何构型为。

无机化学-离子键和离子晶体

稀有元素符号 [He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]
[Ar] 3d54s2
Mn(Z=25) 第四周期
（1）最外层电子数＝Z－2－8－8＝7 （2）电子填充顺序：4s 3d 4p
当Mn原子失去电子变成Mn2+
[Ar] 3d54s2
[Ar] 3d5
4s全空，3d半满，最稳定
Cd(Z=48)
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合物的性质
取决于
离子键的性质
取决于
正、负离子的性质
c ) 同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。
如 Ti 4 + < Ti 3 + ； Fe 3 + < Fe 2 + 。
Li+
d ) 负离子半径一般较大（130～250pm）；(60 pm)
Be2+
正离子半径一般较小（10～170pm）。 Na+
化学键和分子结构 ——离子键、金属键、共价键
(一)化学键与物质结构
化学键类型
离子键金属键
共价键
离子晶体(NaCl/KCl/…) 金属晶体(Au/Ag/….)
原子晶体（石墨、金刚石）有机物（…）小分子（H2O/CO2/…）单质（O2/N2/…）
都不是由分子组成
(一)离子键：离子键的特点
能级组（周期）
轨道数
特短周期【一】 1s
1
短周期【二】 2s 2p
4
短周期【三】 3s 3p
4
长周期【四】 4s 3d 4p
9
长周期【五】 5s 4d 5p
9
特长周期【六】 6s 4f 5d 6p 16

离子键和离子晶体

（2）同一周期中电子层结构相同的阳离子的半径，随离子的电荷数的增加而减小；而阴离子的半径随离子的电荷数减小而增大。
（3）1 族、2 族、13~17 族的同族电荷数相同的离子的半径，随离子的电子层数增加而增大。
8
第二节离子晶体
一、晶格和晶胞二、离子晶体的特征三、离子晶体的类型四、离子晶体的半径比规则
9
固体可分为晶体和非晶体两大类。晶体与非晶体的主要区别是：（1）晶体一般具有整齐规则的几何外形，而非晶体（如玻璃、沥青、石蜡等）没有固定的几何外形。（2）晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点。（3）晶体具有各向异性，其某些物理性质在不同方向上是不同的（如石墨在与层垂直方向上的电导率为与层平行方向上的 1/104 )，而非晶体的物理性质在不同方向上都相同。
2
第一节离子键
一、离子键的形成
二、离子键的特征三、离子的特征
3
一、离子键的形成
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性较大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子失去最外层电子形成带正电荷的阳离子；而非金属原子得到电子形成带负电荷的阴离子。阳、阴离子之间除了静电相互吸引外，还存在电子与电子、原子核与原子核之间的相互排斥作用。当阳、阴离子接近到一定距离时，吸引作用和排斥作用达到了平衡，系统的能量降到最低，阳、阴离子之间就形成了稳定的化学键。这种阳、阴离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键。
在离子晶体中，阳、阴离子被限制在晶格格点上振动，不能移动，因此离子晶体不导电。但是当离子晶体熔融或溶于水时，产生自由移动的阳、阴离子，从而可以导电。
14
三、离子晶体的类型
在离子晶体中，由于阳、阴离子在空间的排列方式不同，因此离子晶体的空间结构也就不相同。对于 AB 型离子晶体，常见的有 CsCl 型、NaCl 型和 ZnS 型三种典型晶体结构类型。

第三章化学键和晶体结构第一节离子键和离子晶体

期性而非晶态物质不具有周期性所致
2023/2/19
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（二）离子晶体及其特征结构
（1）离子晶体(ionic crystals) 靠离子间引力结合而成的晶体（2）特点
•晶格结点上交替排列着正、负离子，依静电引力结合 •离子键没有饱和性和方向性，正负离子按一定配位数在空间排列，不存在单个分子，而是一个巨大的分子，如NaCl只表示晶体的最简式 •因静电引力较强，离子晶体有较高熔、沸点和硬度。离子电荷越高，半径越小，静电引力越强，熔、沸点越高，硬度越大 •熔融时或水溶液是电的良导体，但固态不导电
H－ 208
Br7＋
39
Cr6＋
52
Hg2＋ 110
B3＋
20 Co2＋ 74
In3＋ 81
Bi5＋
74
Cr3＋
64
I7＋
50
Ba2＋ 135 Cu＋ 96
I－
216
Be2＋ 31
Cs＋ 169
K＋
133
Li＋ 60
La3＋ 115
Mn7＋ 46
Mn2＋ 80
Mo6＋ 62
Mg2＋ 65
N3－ 171
6
离子半径离子半径离子半径离子半径离子半径离子半径离子半径
Ag＋ 126 C4－ 260
Fe2＋ 76
Al3＋
50
Ca2＋
99
Fe3＋ 60
As3＋ 47 Cd2＋ 97
F－
136
As3－ 222 Cl7＋ 26
Ge4＋ 53
Au＋ 137 C4＋
15
Ga3＋ 62
Br－ 195 Cl－ 181
5. 了解价层电子互斥理论的基本要点，并能用其解释多原子分子或离子的空间构型

离子键离子晶体公开课一等奖课件省赛课获奖课件

( C)
A.正四周体
B.正六面体
C.正八面体
D正十二面体
2、Cs是IA族元素，F是VIIA族元素，预计Cs和F形成
的化合物可能是（ AＣ）
A.离子化合物
B.化学式为CsF2
C.熔融状态能导电
D.固体能导电
3．下列性质中，能够较充足阐明某晶体是离子晶体的
是：( Ｄ )
A、含有较高的熔点 B、固体不导电，水溶液导电
例1、比较下列离子晶体的晶格能
> (1) Na2O K2O < (2) MgCl2 MgO
例2、比较下列离子晶体的熔点
⑴NaF > NaCl >NaBr < < ⑵Na2O MgO Al2O3
四、用电子式表达离子化合物的形成
1、电子式：在元素符号周边用小点（或×）来表
示原子最外层电子，这种式子叫电子式。
阴、阳离阴、阳离
子配位数子半径比
(r+ /r－)
简朴立方
CsCl型
立方体
8 ：8
0.732 ~ 1
晶体实例
CsCl NH4Cl 等
面心 NaCl型八面体立方 ZnS型四周体
6 ：6 4 ：4
0.414~ 0.732
0.225~ 0.414
KCl CaO等
ZnS BeO等
1．在NaCl晶体中，与每个Na+距离相似且距离近来的几个Cl-所围成的空间几何构型为
2852 6.5
影离晶响子晶格晶的格能格电越能能荷大越大越，小多大离（和，子即离则晶离子离体子半子的键径熔键强越点越弱小越），牢高的晶固，因格硬素能度越越大大。
C、与物理性质的关系

离子键离子晶体完整版课件

即时应用 1. 下列叙述正确的是( ) A．离子键有饱和性和方向性 B．离子化合物只含有离子键 C．有些离子化合物既含有离子键又含有共价键 D．离子化合物中一定含有金属元素
解析：选C。一种离子对带异种电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关，所以离子键无方向性，一种离子可以尽可能多地吸引带异种电荷的离子，所以离子键无饱和性；离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键，如NaOH；离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl。
形成稳定的钠离子(Na＋：1s22s22p6)；氯原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，易得到一个电子，达到氩原子的电子排布，形成稳定的氯离子(Cl－：1s22s22p63s23p6)；然后钠离子 (阳离子)和氯离子(阴离子)间以离子键相结合形成氯化钠晶体。
探究导引2 离子键的形成过程中，只表现为阴、阳离子间的静电吸引作用吗？提示：不是。离子键的实质是静电作用，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、
新知初探自学导引
自主学习
一、离子键的形成 1. 概念：___阴__、__阳__离__子____间通过 __静__电__作__用____形成的化学键叫做离子键。 2. 形成：在离子化合物中，阴、阳离子之间的___静__电__引__力____使阴、阳离子相互吸引，
阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之
共价化合物HCl溶于水形成能导电的溶液，所以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形式存在，在熔融状态下也不会电离出离子，所以不能导电，而离子化合物可以电离出离子，所以D项正确。
要点突破讲练互动
要点一离子Leabharlann 的形成探究导引1 从原子结构的角度说明氯化钠中离子键的形成过程。提示：钠原子的电子排布式为： 1s22s22p63s1，易失去最外层的一个电子，达到氖原子的电子排布，

离子键_离子晶体Z

２、离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3
３、离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定有离子键，也可能含有共价键，如NaOH、 Na2O2、ZnSO4。
1. 如果把阴、阳离子看成是球形对称的，阴阳离子的电荷分布是均匀的，则它们在空间的各个方向上的静电作用是否相同？ 2. 如果是相同的，在静电作用能达到的范围内，只要空间范围许可，一个离子是否应当同时尽可能多得吸引带相反电荷的离子呢？
二、离子晶体
1. 定义：
离子间通过离子键结合而成的晶体
2. 性质：
熔沸点较高，硬度较大，难挥发、难压缩，水溶液或熔融状态下均导电。
3、晶格能(符号为U) (1)定义：拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
例： NaCl(s)
Na+(g)
+ Cl (g)
U = 786 kJ · mol -1
拓宽视野
阴、阳离子半径比与配位数的关系
r+ /r－
0.225 ~ 0.414 0.414 ~ 0.732
配位数
4 6
实例
ZnS NaCl
0.732 ~ 1.0 > 1.0
8 12
CsCl CsF
练
习
1．在NaCl 晶体中，与每个Na+ 距离相等且距离最近的Cl－所围成的空间构型为（ C ） A．正四面体 B．正六面体 C．正八面体 D．正十二面体
结论： 4. 离子键的特征
通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，只要空间条件允许，则一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此离子键没有方向性和饱和性。
常温常压下，离子化合物大多数以晶体的形式存在。通过学习有关离子键和离子晶体的知识，你知道构成离子晶体的微粒是什么吗？离子晶体中微粒间的作用是什么？

2-3离子键、离子晶体

判断熔点高低判断熔点高低: 熔点高低＜ NaCl＜ KCl
MgO
3,离子晶体的结构: 离子晶体的结构:
NaCl的结构 (1)NaCl的结构
NaCl型离子晶体还有 NaCl型离子晶体还有
KCl,NaBr,LiF,CaO, KCl,NaBr,LiF,CaO, MgO,NiO, MgO,NiO,CaS 等
NaBr NaCl MgO 熔点( 熔点(℃) 747 801 2852
晶格能
拆开 1mol 离子晶体使之形成气态阴, 成气态阴,阳离子所吸收的能量
:
离子键的强弱可以用晶格能来衡量
离子电荷数核间距(pm) 晶格能(kJmol-1) 熔点(℃) 摩氏硬度
NaBr 1 298 747 747 <2.5
5,一个氯化铯晶胞占有一个氯化铯晶胞占有
1
个Cl- ,
1
个Cs+ .
CsCl型离子晶体还有 CsCl型离子晶体型离子晶体还有
CsBr,CsI,NH4Cl sBr, sI,
等
[本节小结] 本节小结]
1,离子晶体 2,判断离子晶体的熔点高低 3,常见简单离子晶体构型
下列叙述错误的是 1,下列叙述错误的是( AD ) A.带相反电荷的离子间的相互吸引称为离子键 A.带相反电荷的离子间的相互吸引称为离子键 B.金属元素与非金属元素化合时金属元素与非金属元素化合时, B.金属元素与非金属元素化合时,不一定形成离子键 C.某元素的原子最外层只有个电子, 某元素的原子最外层只有1 C.某元素的原子最外层只有1个电子,它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键 D.非金属原子间不可能形成离子键 D.非金属原子间不可能形成离子键下列物质中,熔点最高的是( 2,下列物质中,熔点最高的是( C ) A.氯化钠B.氯化钾C.氯化锂D.氯化铯氯化钠B.氯化钾C.氯化锂D. A.氯化钠B.氯化钾C.氯化锂D.氯化铯

离子键与共价键,离子晶体和共价晶体

特点：原子以共价键直接构成的此类物质（单质类和化合物类）都具有很高的熔沸点和很大的硬度。
五、形形式式的晶体
1、离子晶体：阴阳离子由离子键结合形成的晶体。 2、原子晶体：由原子直接通过共价键结合而成的具有空间网状结构。 3、分子晶体：分子之间通过范德华力结合而成的晶体。
小结：
离子键共价键
四、原子以共价键直接构成物质
1、单质类：金刚石（C）和晶体硅（Si）金刚石：每个C原子均以4根共价键与相邻的 4个C原子连接，形成庞大立体结构，无小分子单元。晶体硅：每个Si原子均以4根共价键与相邻的 4个Si原子连接，形成庞大立体结构，无小分子单元。结构同上（把C原子全部换成Si原子）
2、化合物类：二氧化硅（SiO2） SiO2 ：在晶体硅结构的基础上，每个Si-Si键之间嵌入一个氧原子。那么它的结构为每个Si 原子连接4个氧原子，每个氧原子连接2个Si 原子，形成庞大立体结构，无小分子单元。 SiO2只能代表化学式，不代表分子式，下标代表Si原子与氧原子的数目比为1:2。
导电条件
“有”到“动”；（NaCl ）加热熔化或水溶液中
“无”到“有”；（HCl ）只有在水溶液中
组成元素
成键微粒
活泼金属与活泼非金属()
阴阳离子
非金属相互间（）
原子与原子
成键实质
形成单质
ห้องสมุดไป่ตู้
强烈的静电作用
无单质
共用电子对
有单质
形成化合物
形成晶体
熔沸点(破坏)
离子化合物（凡有）
离子晶体（无分子单元）较高（强的离子键）
共价化合物（只有）
原子晶体（ SiO2 ）分子晶体（冰和干冰）很高（强的共价键）较低（很弱的范德华力）

3.2离子键离子晶体-【备好课

能描述离子键的成键特征及其本质能解释和预测同类型离子化合物的某系性质能描述常见类型的离子化合物的晶体结构1.钠原子和氯原子是如何结合形成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？思考探究从微观的角度分析，钠原子和氯原子是怎样形成氯化钠的呢？转移1e —不稳定较稳定更稳定能量低Na +Cl －离子化合物NaCl 1.Na +离子和Cl -离子间的静电吸引作用。

2.两原子的电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用。

3.当阴阳离子接近到一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的离子键。

一、离子键的形成(1)阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴、阳离子的核外电子之间、原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。

(2)当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。

提问根据元素金属性和非金属性的差异，哪些原子之间能形成离子键？金属元素和非金属元素的电负性差值大于1.7时，一般形成离子键。

二、对离子键的理解成键粒子键的本质成键元素(判断依据)离子键阴阳离子静电作用（吸引和排斥）活泼金属 +活泼非金属包括:正价原子团如：NH4+包括:负价原子团如：OH-注意:并非所有金属元素和非金属元素组成的都是离子键，如BeCl2、AlCl3等。

三、离子键的特征通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的。

阴、阳离子的电荷分布也是球形对称的，它们在空间各个方向上的静电作用相同，所以在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，且在静电作用能达到的范围内，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。

因此，离子键没有方向性和饱和性。

C1.下列叙述中错误的是( )A.钠原子和氯原子作用生成NaCl后,其结构的稳定性增强B.在氯化钠晶体中,除氯离子和钠离子的静电吸引作用外,还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用C.任何离子键在形成的过程中必定有电子的得与失D.钠与氯气反应生成氯化钠后,体系能量降低D2.下列关于离子键的说法中错误的是( )A.离子键没有方向性和饱和性B.非金属元素组成的物质也可以含有离子键C.离子键是阴、阳离子间的静电作用D.因为离子键无饱和性,故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子一、离子晶体1、定义：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。

高中化学备课参考离子键离子晶体

配位数的多少，半径比值越大，配位数就越大.
此外，化合物的组成比，也是影响配位数的一个重要因素.
例题
例 1. 下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是
A. 可溶于水 C. 水溶液能导电
B. 具有较高的熔点 D. 熔融状态能导电
解析：本题考查对化学键——离子键的判断.只要化合物中存在离子键必为离子晶体，而离子晶体区别其它晶体的突出特点是：熔融状态下能导电，故 D 正确；至于 A 可溶于水，
（3）晶体类型，离子晶体，分子晶体例4. （1）中学化学教材中图示了NaCl晶体结构，它向三维空间延伸得到完美晶体.NiO（氧化镍）晶体的结构与 NaCl 相同，Ni2+与最临近 O2-的核间距离为 a×10-8cm，计算 NiO 晶体的密度（已知 NiO 的摩尔质量为 74.7g/mol）.
Na＋也有 12 个. （2）CsCl 型晶体结构（体心立方）
每个 Cs＋周围最邻近的 Cl－有 8 个，每个 Cl－周围最邻近的 Na＋有 8 个，则 Cs＋、Cl－的配位数都是 8.因此整个晶体中， Cs＋、Cl－比例为 1：1，化学式为 CsCl 也属于 AB 型离子晶体.在 NaCl 晶体中，每个 Cl－周围最邻近的 Cl－有 8 个，每个 Cs＋周围最邻近的 Cs＋也有 8 个.
（3）CaF2型晶体结构：
每个 Ca 2＋周围最邻近的 F－有 8 个，表明 Ca 2＋的配位数为 8.每个 F－周围最邻近的
Ca 2 ＋有 4 个，表明 F－的配位数是 4.由此可见，在 CaF2晶体中，Ca 2 ＋和 F－个数比为 1：2，刚好与 Ca 2 ＋和 F－的电荷数之比相反. 6.配位数与中心离子（或原子）直接成键的离子（或原子）称为配位离子（或原子）.配位离子（原子）的数目位配位数.

化学键与晶体类型基础知识归纳

化学键与晶体类型基础知识归纳一、晶体类型1、离子晶体：阴、阳离子以一定的数目比、并按照一定的方式依靠离子键结合而成的晶体。

如“NaCl、CsCl 构成晶体的微粒：阴、阳离子；微粒间相互作用：离子键；物理性质：熔点较高、沸点高，较硬而脆，固体不导电，熔化或溶于水导电。

2、原子晶体：晶体内相临原子间以共价键相结合形成的空间网状结构。

如：金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅构成晶体的微粒：原子；微粒间相互作用：共价键；物理性质：熔沸点高，高硬度，导电性差。

3、分子晶体：通过分子间作用力互相结合形成的晶体。

如：所有的非金属氢化物，大多数的非金属氧化物，绝大多数的共价化合物，少数盐（如AlCl3）。

构成晶体的微粒：分子；微粒间相互作用：范德华力；物理性质：熔沸点低，硬度小，导电性差。

4、金属晶体（包括合金）：由失去价电子的金属阳离子和自由电子间强烈的作用形成的。

构成晶体的微粒：金属阳离子和自由电子；微粒间相互作用：金属键；物理性质：熔沸点一般较高部分低，硬度一般较高部分低，导电性良好。

二、化学键1、离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。

离子键存在于离子化合物中，活泼的金属与活泼的非金属形成离子键。

2、金属键：在金属晶体中，金属阳离子与自由电子间的强烈相互作用。

金属键存在于金属和合金中。

3、共价键：分子中或原子晶体、原子团中，相邻的两个或多个原子通过共用电子对所形成的相互作用。

（1）非极性共价键：由同种元素的原子间通过共用电子对形成的共价键，又称为非极性键。

存在于非金属单质中。

某些共价化合物分子中也有非极性键，如：H2O2中的O-O键，C2H6中的C-C键等。

少数离子化合物中也有非极性键，如：Na2O2中的O-O键，CaC2中的碳碳三键等。

（2）极性共价键：不同种元素的原子形成分子时共用电子对偏向吸引电子能力强的原子而形成的共价键，又称为极性键。

所有的共价化合物分子中都存在极性键，离子化合物的原子团中也存在极性键。

离子键离子晶体- 完整版课件

[答案] D
1．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是( )
①固态时不导电，熔融状态导电 ②能溶于水，其水
溶液导电 ③低熔点 ④高沸点 ⑤易升华
A．①②③
B．①②④
C．①④⑤
D．②③④
解析：碱金属易形成阳离子，卤素易形成阴离子，阴、
阳离子易形成离子键，构成离子化合物，所以具有离
子化合物的一般性质。
[例3] 下列关于晶格能的叙述中正确的是 A．晶格能仅与形成晶体的离子带电量有关 B．晶格能仅与形成晶体的离子半径有关 C．晶格能指相邻的离子间的静电作用 D．晶格能越大的离子晶体，其熔点越高
()
[解析] 晶格能与离子电荷的乘积成正比，与阴、阳离子的核间距成反比，晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度越大，A、B错误，D正确。晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴、阳离子所吸收的能量，既有量的限定1 mol，又有微粒的限定，指阴、阳离子，C叙述错误。
2．成键特征阴、阳离子__球__形___对称，电荷分布也是__球__形___对称，它们在空间各个方向上的__静__电__作__用__相同，在各个方向上一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无_方__向__ 性和__饱__和__性。
1．下列叙述正确的是
()
A．非金属原子间不可能形成离子键，只含有非金属元素
答案：B
[例 2] 如图为 NaCl 晶体的一个晶胞，
下列叙述中不．正确的是
()
A．若晶体中 Na＋与 Cl－的最小距离为 a，
则 Na＋与 Na＋最近的距离为 2a
B．与Na＋最近且等距的Cl－连线构成的图形为正四面体
C．与Na＋最近且等距的Cl－连线构成的图形为正八面体

无机化学第九章离子键和离子晶体

(二) 离子的电子组态
(1) 2 电子组态：离子只有 2 个电子，外层电子组态为 1s2。 (2) 8 电子组态：离子的最外电子层有 8 个电子，外层电子组态为 ns2np6。 (3) 18 电子组态：离子的最外电子层有 18 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd10 。 (4) 18＋2 电子组态：离子的次外电子层有 18 个电子，最外电子层有 2 个电子，外层电子组态为(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2。 (5) 9~17 电子组态：离子的最外电子层有 9~17 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd1~9。
(二) 离子的电子组态 (electronic configuration)
◆ 稀有气体组态(8 电子和 2 电子组态) ◆ 拟稀有气体组态(18 电子组态) ◆ 含惰性电子对的组态(18＋2电子组态) ◆ 不规则组态(9～17电子组态)
不同类型的正离子对同种负离子的结合力大小:
< < 8 电子构型的离子
(2) 对同一元素的正离子而言, 半径随离子电荷升高而减小。例如: Fe3+＜Fe2+
(3) 对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
9～17电子层构型的离子
18或18+2电子层构型的离子
练习
9-1 给出下列或离子的价电子层电子组态：
(1) Cl-
(2) Fe3+
(3) As3+
答：(1) 17Cl：[Ne]3s23p5 (2) 26Fe：[Ar]3d64s2 (3) 33As：[Ar]4s24p3
Cl-： [Ne]3s23p6 属 8 电子组态

高中化学备课参考离子键离子晶体

离子键离子晶体一.离子键形成1.离子键⑴概念：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互（静电）作用.⑵实质：阴、阳离子的静电引力和静电斥力达到平衡（即静电作用）. ⑶相互作用的微粒：阴、阳离子.⑷形成条件：活泼金属元素与活泼非金属元素的电负性差：＞1.7 ⑸特征：没有方向性和饱和性.⑹影响其强弱的因素和规律：①离子半径：其它因素相同时，离子半径越小，离子键越强.②离子电荷：其它因素相同时，在保证为离子键的条件下，离子电荷越多，离子健越强.⑺对物质熔点、沸点、硬度的影响：离子键越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大.2.离子化合物⑴表示方法：用电子式表示.如NaCl ：....Na Cl +⨯-∙[]: 2:K S ..2..S K +-+K [::] ....:::4..H NH Cl H N H Cl H-+[::][]¨(2)形成过程：用电子式表示.....:NaCl Na Cl a Cl →-+⋅+→::N [::]¨¨....2:::2K S K S K K S K →←+-+⋅+⋅⋅+⋅→[]¨¨⑶电子式的书写注意事项：①阴离子和阳离子的电子式都需要表明相应电荷，且电荷数要标正确，不能将电荷标成化合价；②阴离子的电子式需用方括号在元素符号的周围表示，负电荷标在方括号的左上角，简单阳离子的电子式不表方括号；③离子化合物中有多个离子应分开写，不能再离子符号右下角标离子.二、离子晶体1.定义：离子间通过离子键结合而成的晶体.2.微粒间作用：离子键.3.离子晶体的物理性质⑴具有较高的熔点、沸点离子晶体中，阴、阳离子间右强烈的相互作用（离子键），使物质熔化需要较多能量. 一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔点、沸点越高，如23,Al O Mg NaCl CsCl>>>等.⑵离子晶体硬度而脆离子晶体中阴阳离子间存在较强的离子键，离子晶体表现出比较高的硬度.当晶体受到冲击作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破裂.⑶离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电.当升高温度时，阴阳离子获得足够能量并克服离子间相互作用，生成自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电.离子化合物溶于水时，阴阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），再外界电场作用下，阴阳离子定向移动而导电.⑷大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水）中，难溶于非极性溶剂（如汽油、苯、4CCl）中.4.晶体能（U）晶格能是指气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，或是指1mol离子化合物中，由相互远离的阴、阳离子结合成离子晶体时所放出的能量.放出的能量越多，晶格能的绝对值越大，表示离子键越强，晶体越稳定.如：1mol气态钠离子和1mol气态氯离子结合生成1mol氯化钠晶体释放的能量为氯化钠晶体的晶格能.Na＋（g）＋ Cl－（g）=== NaCl （s）；△H对晶体构型相同的离子化合物，离子电荷数越多，核间距越小，晶格能越大；晶格能越大，离子键越强，晶体越稳定，熔点越高，硬度越大.说明：⑴晶格能是离子晶体中离子间结合力大小的一个量度.晶格能越大，表示离子晶体越稳定，破坏其晶体耗能越多.我们知道离子晶体间存在着离子间的静电引力，因此，晶格能本质上是离子间静电引力大小的量度.⑵晶格能与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子的核间距离成反比.⑶离子化合物的晶格能一般都比较大，这是由于离子间有强烈的静电引力之故.较大的晶格能意味着离子间结合紧密，这样的离子化合物其熔点和硬度必定很高.事实上，高熔点、高硬度就是离子化合物的显著特征.⑷既然是静电引力，可以想象，正负离子的电荷越高，核间距离越小，静电引力就越大，晶格能就越大.相应地，其熔点、硬度就越大，这就是如MgO、CaO以及Al2O3常被用来作高温材料和磨料的原因.⑸晶格能也影响了岩浆结晶析出的次序，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出5.几种离子晶体结构类型（1）NaCl型晶体结构（面心立方）每个Na＋周围最邻近的Cl－有6个，每个Cl－周围最邻近的Na＋有6个，则Na＋、Cl－的配位数都是6.因此整个晶体中， Na＋、Cl－比例为1：1，化学式为NaCl，属于AB型离子晶体.同时，在NaCl晶体中，每个Cl－周围最邻近的Cl－有12个，每个Na＋周围最邻近的Na ＋也有12个.（2）CsCl 型晶体结构（体心立方）每个Cs ＋周围最邻近的Cl －有8个，每个Cl －周围最邻近的Na ＋有8个，则Cs ＋、Cl －的配位数都是8.因此整个晶体中， Cs ＋、Cl －比例为1：1，化学式为CsCl 也属于AB 型离子晶体.在NaCl 晶体中，每个Cl －周围最邻近的Cl －有8个，每个Cs ＋周围最邻近的Cs ＋也有8个.（3）CaF 2型晶体结构：每个Ca 2＋周围最邻近的F －有8个，表明Ca 2＋的配位数为8.每个F －周围最邻近的Ca 2 ＋有4个，表明F －的配位数是4.由此可见，在CaF 2晶体中，Ca 2 ＋和F －个数比为1：2，刚好与Ca 2 ＋和F －的电荷数之比相反.6.配位数与中心离子（或原子）直接成键的离子（或原子）称为配位离子（或原子）.配位离子（原子）的数目位配位数. 因为离子键没有方向性，所以离子的电荷不影响配位数.阴阳离子的半径比值(r /)r +-影响配位数的多少，半径比值越大，配位数就越大.此外，化合物的组成比，也是影响配位数的一个重要因素.例1. 下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是A. 可溶于水B. 具有较高的熔点C. 水溶液能导电D. 熔融状态能导电解析：本题考查对化学键——离子键的判断.只要化合物中存在离子键必为离子晶体，而离子晶体区别其它晶体的突出特点是：熔融状态下能导电，故D 正确；至于A 可溶于水，共价化合物如：HCl 也可以；B 具有较高熔点，也可能为原子晶体，如SiO 2；C 水溶液能导电，可以是共价化合物，如硫酸等.答案： D例2. ①NaF ②NaI ③MgO 均为离子化合物，根据以下数据，推知这三种化合物的熔点的高低顺序是：A. ①＞②＞③B. ③＞①＞②C. ③＞②＞①D. ②＞①＞③解析：离子晶体熔点的高低主要取决于离子键的相对强弱（或晶格能的大小），而离子键的强弱（或晶格能的大小）与离子所带电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比.③中镁离子和氧离子的电荷大，半径小，所以晶格能最大，熔点最高，①②中离子所带电荷相同，但②中碘的半径大于①氟的半径，故NaI的晶格能小于NaF的晶格能，熔点最低.答案：B例__ 有关，随着_________增大，熔点依次降低.（2）硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物熔点与有关，随着增大，增强，熔点依次升高.（3）钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高得多，这与有关，因为一般_________比熔点高.解析：本题主要考查物质熔沸点的高低与晶体类型和晶体内部微粒之间作用力的关系以及分析数据进行推理的能力.（1）表中第一栏的熔点明显高于第二栏的熔点，第一栏为IA元素与ⅦA元素组成的离子晶体，则第二栏为分子晶体.（2）分析比较离子晶体熔点高低的影响因素：物质熔化实质是减弱晶体内微粒间的作用力，而离子晶体内是阴、阳离子，因此离子晶体的熔化实际上是减弱阴、阳离子间的作用力——离子键，故离子晶体的熔点与离子键的强弱有关.从钠的卤化物进行比较：卤素离子半径是r（F－）<r（Cl－）<r（Br－）<r（I－），说明熔点随卤素阴离子半径的增大而减小.又从碱金属的氯化物进行比较：碱金属阳离子半径是r（Na＋）<r（K＋）<r（Rb＋）<r（Cs＋），说明熔点随碱金属阳离子半径的增大而减小.（3）分析比较分子晶体熔点高低的影响因素：分子晶体内的微粒是分子，因此分子晶体的熔点与分子间的作用力有关.从硅的卤化物进行比较：硅的卤化物分子具有相似的结构，从SiF4到SiI4相对分子量逐步增大，说明熔点随化学式的式量的增加而增大.由从硅、锗、锡、铅的氯化物进行比较：这些氯化物具有相似的结构，从SiCl4到PbCl4相对分子质量逐步增大，说明熔点随化学式的式量的增加而增大.答案：（1）半径，半径；（2）相对分子质量，相对分子质量，分子间作用力；（3）晶体类型，离子晶体，分子晶体例4. （1）中学化学教材中图示了NaCl晶体结构，它向三维空间延伸得到完美晶体.NiO（氧化镍）晶体的结构与NaCl 相同，Ni2+与最临近O2-的核间距离为a×10-8cm，计算NiO晶体的密度（已知NiO的摩尔质量为74.7g/mol）.（2）天然和绝大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某氧化镍晶体中就存在如图所示的缺陷：一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被两个Ni3+所取代.其结果为晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化.某氧化镍样品组成Ni0.97O，试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子个数之比.解析:（1）如图所示，以立方体作为计算单元，此结构中含有Ni 2+——O 2-离子对数为：4×=（个），所以1mol NiO 晶体中应含有此结构的数目为6.02×1023÷=12.04×1023（个），又因一个此结构的体积为a ×10-8cm 3，所以1mol NiO 的体积为12.04×1023×（a ×10-8cm ）3 ，NiO 的摩尔质量为74.7g/ mol ，所以NiO 晶体的密度为（2）解法一（列方程）：设1mol Ni 0.97O 中含Ni 3+为x mol ， Ni 2+为y mol ，则得 x+y=0.97 （Ni 原子个数守恒）3x+2y=2 （电荷守恒）解得x=0.06 ， y=0.91 故n （Ni 3+）：n （Ni 2+） = 6 ：91解法二（十字交叉）：由化学式Ni 0.97O 求出Ni 的平均化合价为2/0.97，则有故 n （Ni 3+）：n （Ni 2+） = 6 ：91.解法三直接分析法依题意，一个Ni 2+空缺，另有两个Ni 2+被两个Ni 3+取代.由Ni 0.97O 可知，每100个氧离子，就有97个镍离子，有三个Ni 2+空缺，也就有6个Ni 2+被Ni 3+所取代，所以Ni 3+有6个，Ni2+为97-6=91个.即Ni 3+与Ni 2+之比为6：91.解法四鸡兔同笼法从Ni 0.97O 可知，假如有100个氧离子，就有97个镍离子，假设这97个镍离子都是+2价，那么正价总和为194价，负价总和为200价.为什么还差+6价呢？这是因为多假设了6个+2价的镍离子.实际上有Ni 3+6个、Ni 2+91个.所以Ni 3+与Ni 2+的个数比为6：91.说明：求解晶体结构计算题，空间三维立体想象是关键.要运用分割、增补等手段.解此类题的中心思想是把化学问题抽象成数学问题来解决.答案：NiO 晶体的密度为62.3/a 3（g/cm 3）Ni 3+与Ni 2+之比为6：91181212()()333823cm /g a 3.6210a 1001.127.74=⨯⨯⨯-。

离子键离子晶体

第二章离子键和离子晶体

高中化学 专题3 第2单元 离子键 离子晶体教案 苏教版选修3

离子键和离子晶体

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第三章 化学键和晶体结构第一节 离子键和离子晶体

离子键离子晶体公开课一等奖课件省赛课获奖课件

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2-3离子键、离子晶体

离子键与共价键,离子晶体和共价晶体

3.2离子键 离子晶体-【备好课

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